Константа химического равновесия. Закон действующих масс. Степень глубины протекания процесса можно охарактеризовать на основании закона действующих масс

Закон действующих масс. Степень глубины протекания процесса можно охарактеризовать на основании закона действующих масс, которому подчиняется система в состоянии равновесия: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной постоянной (Гульдберг и Вааге, 1864–1867). Эту величину называют константой равновесия; ее обозначают К.

Для выражения состояния равновесия при взаимодействии между газообразными веществами часто вместо концентраций используют равновесные парциальные давления реагентов, тогда константа равновесия (Kp) записывается через давление реагентов

Принцип Ле Шателье. Смещение равновесия При постоянстве внешних условий система может нахоДиться в состоянии равновесия сколь угодно долго. Если изменить эти условия (т. е. оказать на систему внешнее воздействие),равновесие нарушается. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была в общем виде высказана в 1884г. Французским физико-химиком Ле Шателье, подтверждена в том же году голландским физико-химиком Вант-Гоффом и в 1887г. термодинамически обоснована немецким физиком Брауном. Поэтому эта закономерность называется принципом Ле Шателье–Вант-Гоффа–Брауна, или, чаще, – принципом Ле Шателье. Современная формулировка принципа Ле Шателье такова: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние равновесия так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия. Таким образом, химическая система способна нивелировать влияние изменения внешних условий. В принципе Ле Шателье речь идет о смещении состояния динамического химического равновесия, этот принцип называется также принципом подвижного равновесия или принципом смещения равновесия

Условие химического равновесия в гетерогенных химических реакциях. Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями. Если скорости прямой и обратной гетерогенных реакций становятся одинаковыми, то наступает химическое равновесие в гетерогенной системе, которое в дальнейшем будем называть гетерогенным химическим равновесием. Примерами гетерогенных химических равновесий могут быть равновесия при паро-водяной конверсии углерода: С(к) +2Н2О↔ СО2 + 2Н2, при восстановлении оксидов металлов водородом:МО(к) +Н2 ↔М(к) +Н2О,и при термическом разложении карбоната кальция: СаСО(к) ↔ СаО(к) + СО2. Как и для любого равновесия, термодинамическим условием гетерогенного химического равновесия является равенство энергии Гиббса реакции нулю –∆rG0 = 0. Значение энергии Гиббса реакции можно найти по известным термодинамическим функциям реагирующих веществ.

Константа равновесия. Как и в случае гомогенной химической реакции, константа гетерогенного химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам соответственно продуктов реакций и исходных веществ.